VL 22 VL 21 21.1. Homonukleare Moleküle VL 22 22.1. Heteronukleare Moleküle VL 23 23.1. Molekülschwingungen

Zum Mitnehmen Moleküle: Wellenfunktion aus Linearkombinationen der Wellenfkt. der Einzelatome (wie bei Mehrelektronenatome: Wellenfkt. ist Linearkomb. der Wellenfkt. der Einzelelektr.) Homonukleare Moleküle: alle Atomorbitale gleich berechtigt Heteronukleare Moleküle: Atomorbitale nicht gleich berechtigt-> Kovalenzbindung Ionenbindung v.d. Waals Bindung Hybridisierung der Atomorbitale

Kugelflächenfunktionen in realen Linearkomb.

Kugelflächenfunktionen für l=0,1,2,3

Zusammenfasssung Homonuklearer Moleküle

Heteronukleare Moleküle

Ionenbindung vs kovalente Bindung

Ionenbindung bei heteronuklearen Molekülen

Zusammenfassung Heteronuklearen Moleküle 3p-Loch (Debye)

Periodensystem mit Elektronen-Konfiguration

Vielatomige Moleküle

Vielatomige Moleküle

sp Hybridisierung bei linearen Molekülen

sp-Hybridisierung->Verschiebung der AW Parität=(-1)l Verschieb- ung der AW !!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!

sp-Hybridisierung

sp-Hybridisierung->lineare Moleküle

sp2 Hybridisierung

Winkelverteilung bei sp2 Hybridisierung

sp3 Hybridisierung

sp3 Hybridisierung

sp3-Hybridwellenfunktion

Hybridtyp vs Geometrie

Zusammenfassung vielatomiger Moleküle

Molekülorbitale des Wassermoleküls mit und ohne Hybridisierung

Weitere Hybridwellenfkt.

mit und ohne Hybridisierung Acetylen Wellenfkt. mit und ohne Hybridisierung

Konjugierte Moleküle

Zusammenfassung

Van-der-Waals-Kräfte Auch bei Edelgasen gibt es Kräfte, die notwendigerweise nicht auf Ionen- oder kovalente Bindung beruhen. Diese entstehen durch Dipolwechselwirkungen, wenn die Moleküle sehr dicht beieinander sind ( 1/r6): wenn durch Fluktuationen der Elektronbewegungen zufällig ein Dipol entsteht und ein benachbartes Molekül entweder polarisierbar ist oder einen Dipolmoment besitzt, entsteht eine Anziehung (Van-der-Waals-Wechselwirkungen, benannt nach dem niederländischen Physiker Johannes Diderik van der Waals (1837–1923)). Alle Van-der-Waals-Kräfte sind im Vergleich zur Atombindung und Ionenbindung schwache Kräfte, wobei die Induzierter-Dipol-induzierter-Dipol-Kräfte im Allgemeinen dominieren. Beispielsweise nehmen die Van-der-Waals-Kräfte von HCL  bis HI zu, obwohl das Dipolmoment abnimmt.

Zum Mitnehmen Moleküle: Wellenfunktion aus Linearkombinationen der Wellenfkt. der Einzelatome (wie bei Mehrelektronenatome: Wellenfkt. ist Linearkomb. der Wellenfkt. der Einzelelektr.) Homonukleare Moleküle: alle Atomorbitale gleich berechtigt Heteronukleare Moleküle: Atomorbitale nicht gleich berechtigt-> Kovalenzbindung Ionenbindung van der Waals Bindung Hybridisierung der Atomorbitale